Elektrokimia melibatkan reaksi redoks yang terjadi pada sel elektrokimia. Terdapat dua jenis sel, yaitu sel galvani yang menghasilkan energi listrik dan sel elektrolisis yang membutuhkan energi listrik. Sel volta melibatkan pemisahan setengah reaksi ke dalam sel setengah yang dihubungkan secara elektrik. Potensial sel bergantung pada potensial standar setiap setengah reaksi dan dapat dipengaruhi oleh konsentrasi sp

1. Elektrokimia

2. Tipe Sel Elektrokimia
 Sel galvani atau Volta
 Reaksi ‘spontan’
 Menghasilkan energi listrik
 Sel Elektrolisis
 Reaksi non-spontan
 Membutuhkan energi listrik agar dapat berlangsung
 Untuk sel yang reversibel, reaksi galvani dapat
terjadi secara spontan dan kemudian dapat
dikembalikan secara elektrolitik – prinsip baterai
yang rechargeable.

3. Tipe Sel Elektrokimia
 Tidak semua reaksi reversibel
 contoh jika suatu gas dihasilkan dan
kemudian hilang: 2H+ + 2 e-  H2(g)
 Jika satu atau lebih spesi mengalami
dekomposisi

4. Sel Volta
 Terdapat dua cara umum untuk terjadinya
reaksi redoks:
 Mencampurkan oksidator dan reduktor
bersama-sama. Dalam hal ini kita tidak
dapat mengontrol reaksi.

5. Sel Volta
 Sel Elektrokimia
• Setiap setengah reaksi dipisahkan dalam ‘sel
setengah’ yang dihubungkan dengan arus listrik.
Hal ini memudahkan kita untuk mengontrol reaksi
dalam sistem.

6. Sel Volta
Elektron
ditransfer dari
Setengah sel ke
setengah
Sel lainnya
menggunakan
Konduktor
logam eksternal

7. Sel Volta
Untuk
menyempurnakan
sirkuit,
digunakanlah
jembatan garam
Jembatan garam

8. Sel Volta
 Jembatan Garam
 Memungkinkan migrasi ion dalam larutan,
sehingga tetap terjadi kesetimbangan
muatan diantara kedua elektrolit, namun
mencegah tercampurnya kedua larutan
elektrolit.
 Dibuat dari gel elektrolit kuat seperti KCl
Cl- dilepaskan ke
arah Zn seiring
dengan perubahan Zn
menjadi Zn2+
K+ dilepaskan seiring
dengan perubahan
Cu2+ menjadi Cu

9. Sel Volta
 Sebagai contoh: terdapat ion Zn2+ yang
dihasilkan.
 Merupakan proses oksidasi, sehingga
elektroda adalah anoda dan bermuatan
positif (+).

10. Sel Volta
 Pada setengah sel lain terbentuk logam
tembaga.
 Ini adalah reaksi reduksi, sehingga elektroda
adalah katoda dan bermuatan negatif ( - ).

11. Diagram Sel
 Untuk mempermudah penggambaran sel
keseluruhan, digunakan diagram sel.
 Tanda | = batas antara fasa; tanda ║=
jembatan garam.
 Hal lain seperti konsentrasi biasanya
dicantumkan setelah penulisan spesi.
 Diagram sel untuk sel Cu – Zn:

12. Diagram Sel
 Contoh lain: elektroda SHE. Pt digunakan
untuk mempertahankan kontak listrik.
Tekanan H2 dalam satuan atmosfer
 Elektroda kalomel jenuh: suatu larutan
perak jenuh (1,8 x 108 M) berdasarkan Ksp
AgCl daan [Cl-]

13. Potensial Elektroda
 Adalah ukuran sejauh mana suatu spesi
mampu melepaskan atau menerima
elektron.
 Potensial Standar: adalah potensial suatu
sell yang bertindak sebagai katoda
dibandingkan dengan elektroda hidrogen
standar (SHE) pada keadaan standar
(25oC, 1 atm)

14. Elektroda Hidrogen Standar (SHE)
 Adalah suatu elektroda referensi.
 Gas H2 secara konstan masuk ke dalam
larutan HCl 1 M.
 Potensial reduksi ditetapkan sebesar 0 V.

15. Reaksi Setengah Sel
 Adalah pendekatan umum reaksi tiap spesi
dalam reaksi redoks:
untuk
Reduksi
Oksidasi

16. Beberapa Data Potensial Reduksi
Standar
Reaksi setengah sel

17. Potensial Sel
 Untuk mengetahui apakah arah suatu
reaksi spontan:
 Dibutuhkan besarnya potensial sel Esel
 Karena potensial sel standar adalah proses
reduksi (Eo), maka berdasarkan definisi:
Esel = Esetengah sel reduksi – Esetengah sel oksidasi
Eo
sel = Eo
setengah sel reduksi – Eo
setengah sel oksidasi

18. Potensial Sel
 Reaksi sel galvani yang spontan harus
memiliki nilai Esel positif.
 Reaksi setengah sel dengan nilai Eo yang
lebih besar akan mengalami reduksi.
 Spesi setengah sel lainnya akan mengalami
reaksi oksidasi.

19. Potensial Sel
 Contoh: untuk sel Cu – Zn pada keadaan
standar:
Reaksi berlangsung spontan pada kondisi
standar

20. Kebergantungan Nilai E terhadap
Konsentrasi
 Nilai Eo berdasarkan kondisi standar.
 Nilai E akan beragam jika terdapat variasi
konsentrasi yang verveda dari kondisi
standar
 Pengaruh ini dapat ditentukan secara
percobaan dengan mengukur E dengan
suatu elektroda indikator.
 Secara teoritis, potensial elektroda dapat
ditentukan dengan persamaan Nernst.

21. Kebergantungan Nilai E terhadap
Konsentrasi
 Untuk reaksi: Aa + ne- ⇌Bb, persamaan Nernst dinyatakan sebagai
 Dengan Eo = potensial sel standar
E = potensial sel
F = tetapan Faraday
T = temperatur dalam K
n = jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi
R = tetapan gas, 8,314 J/mol.K
a = aktivitas larutan
 
 
0,0592
log
b
o
a
B
E E
n A
 

22. Kebergantungan Nilai E terhadap
Konsentrasi
 Contoh: tentukan potensial elektroda indikator Pt yang
dicelupkan dalam larutan yang mengandung 0,1 M
Sn4+ dan 0,01 M Sn2+.
4 2 o
2 E 0,15
0,0592 0,01
0,15 log
2 0,1
= 0,18 V
Sn e Sn V
M
E V
M
  
 
 

23. Kebergantungan Nilai E terhadap
Konsentrasi
 Contoh lain: tentukan potensial yang
ditunjukkan elektroda Pt yang dicelupkan ke
dalam larutan yang mengandung 0,05 M
Cr2O7
2- dan 1,5 M Cr3+, jika pH = 0,00
(seperti dalam HCl 1 M)
Eo = 1,36 V

24. Kebergantungan Nilai E terhadap
Konsentrasi
 
  
2
3
14
2
2 7
2
14
0,0592
log
6
1,5
0,0592
= 1,36 log
6 0,05 1
= 1,31 V
o
Cr
E E
Cr O H

 
 
 
 
   
   


25. Menghitung Potensial Sel
 Untuk menghitung Esel galvani pada
keadaan standar menggunakan potensial
reduksi:
 Esel = Eo
reduksi – Eo
oksidasi
 Eo
reduksi adalah reaksi setengah sel yang
memiliki nilai Eo lebih besar atau kurang
negatif
 Eo
oksidasi adalah reaksi setengah sel yang
memiliki nilai Eo lebih kecil atau lebih negatif.

26. Menghitung Potensial Sel
 Tentukan arah kespontanan dan Esel sistem berikut:
Setengah Reaksi
Untuk Timbal:
Untuk Timah:
-0,125 V
-0,136 V
0,0592 1
0,125 log 0,184
2 0,01
E V
    
0,0592 1
0,136 log 0,0096
2 2,5
E V
    

27. Potensial Sel, Kesetimbangan, dan DG
 Tetapan Kesetimbangan
 Pada kesetimbangan EA = EB (A = spesi tereduksi; B = spesi
teroksidasi)
 
 
 
 
   
   
 
K saat kesetimbangan atau Q jika tidak setimbang
0,0592 0,0592
log log
0,0592
log
log
0,0592
A = spesi tereduksi
B = spesi teroksidas
n m
r
n m
oks
ed red
o o
A B
n m
oks oks
o o
B A
o o
B
red
n m
red oks
A
A B
E E
nm nm
A B
E E
nm
nm E
A
E
B
A
K
B

  
 


i

28. Energi Bebas dan Potensial Sel
Reaksi maju, spontan
Kesetimbangan
Reaksi kebalikan, spontan

29. Baterai, Sel Volta Portable
 Sel kering, contoh: sel kering seng-karbon.
Elektrolit: pasta larutan NH4Cl dicampur
pengisi inert. Potensial sel = 1,5 V. Reaksi
elektrokimia:
 Sel basah: terdapat larutan. Contoh: baterai
accu timbal.

30. Sel Kering Zinc-Karbon
Lapisan penutup/segel
Batang karbon
Pasta
Seng

31. Baterai Timbal
 Digunakan untuk kapasitas listrik besar.
 Potensial sel 3 V
 Dapat diisi ulang
 Untuk keperluan mobil, didisain potensial
sampai 12 V
 Reaksi elektrokimia yang terjadi:

32. Baterai Timbal

33. Korosi
 Peristiwa perusakan logam akibat oksidasi.
 Contoh: perkaratan besi dan baja.
 Adanya udara dan air potensial untuk
korosi, apalagi adanya asam akan
mempercepat korosi karena katodanya
lebih positif.
Dalam suasana asam:
Anoda:
Katoda:
Katoda:

34. Korosi
Tetes air
Besi
Besi
(Anoda)
Karat
(Katoda)

35. Pencegahan Korosi
 Dihubungkan dengan logam yang lebih
mudah terkorosi.
 Pengorbanan Anoda: menempatkan logam
reaktif yang dihubungkan pada objek agar
terlindungi secara konduktansi.
 Perlindungan katodik

36. Sel Elektrolisis
 Pada sel elektrolisis:
 Kerja dilakukan pada sistem
 Terjadi polarisasi sel
 Menyebabkna hal-hal tak terduga terjadi
 Esel akan berubah selama berlangsungnya
reaksi.

37. Contoh Elektrolisis
 Dapatkah Pb2+ secara kuantitatif dipisahkan dari
Cu2+ secara elektrodeposisi? Asumsi larutan tiap ion
logam 0,1 M.
 Mulai dengan tembaga:
1
0,0592 1
0,340 log
2 10
0,192
E
E V

 


38. Contoh Elektrolisis
 Timbal akan mengendap pada:
 Jadi pemisahan dapat dilakukan, namun
dengan pengabaian terhadap adanya
overpotensial.
1
0,0592 1
0,125 log
2 10
0,156
E
E V

  
 

39. Stoikiometri Reaksi Elektrokimia
 Faraday menentukan bahwa jumlah produk
yang diasilkan berbading lurus dengan
kuantitas arus listrik yang ditransfer.
 Coulomb (C) adalah satuan muatan listrik.
 96500 C ekivalen dengan 1 mol elektron
 96500 C = 1 Faraday (F)
 Arus = Ampere = I = C/s

40. Stoikiometri Reaksi Elektrokimia
 Jumlah ekivalen endapan dalam elektrolisis dapat
dihitung dengan:
gram
berat gram ekivalen
g x e dalam transfer
=
berat rumus
coulomb
=
96500
i.t
=
96500
Ekivalen 

41. Stoikiometri Reaksi Elektrokimia
 Maka, jumlah (gram) endapan adalah:
dengan:
i = arus yang mengalir (Ampere)
t = waktu yang diperlukan (s)
FM = Massa Molekul
n = jumlah elektron yang terlibat dalam tiap spesi
berat ekivalen
.
96500
endapan
i t FM
g
n
 
  
 

42. Contoh:
 Tentukan jumlah garam Cu yang dapat diubah
menjadi Cu2+, jika arus yang digunakan 6 A selama
5 menit.
 Jawab: reaksi setengah sel
 
  
2
( ) 2 ( )
detik
6 5 menit x 60 63,55
menit
96500 2
= 0,593 g
Cu aq e Cu s
g
A
mol
g
e
 

 
  
  
  
